Химия

Министерство образования и науки Российской Федерации

Уральский федеральный университет

имени первого Президента России Б. Н. Ельцина

В. В. Вайтнер, Е. А. Никоненко

ХИМИЯ

Учебное пособие

Рекомендовано для бакалавров различных специальностей, 

изучающих дисциплину «Химия»

Екатеринбург

Издательство Уральского университета

2016

УДК 54(075.8)
ББК 24я73
          В14
Рецензенты:
канд. техн. наук, доц. Е. В. Гайнуллина (зав. кафедрой химии и процессов горения УрИ ГПС МЧС России);
канд. хим. наук, старш. науч. сотр. ИВТЭ УрО РАН Э. Г. Вовкотруб
Научный редактор — д‑р хим. наук., проф. М. Г. Иванов

На обложке использовано изображение с сайта cgz.sumy.ua

В14

Вайтнер, В. В.
Химия : учебное пособие / В. В. Вайтнер, Е. А. Никоненко. — 
Екатеринбург : Изд‑во Урал. ун‑та, 2016. — 132 с.
ISBN 978‑5‑7996‑1780‑6

Пособие содержит теоретический материал, примеры решения и оформления заданий и контрольные задания по основным разделам курса химии. Также в пособии приведены необходимые справочные материалы.

УДК 54(075.8)
ББК 24я73

______________________________

Учебное издание

Вайтнер Виталий Владимирович, Никоненко Евгения Алексеевна

ХИМИЯ

Подписано в печать 30.05.2016. Формат 60×84 1/16. Бумага писчая. 
Плоская печать. Усл. печ. л. 7.7. Уч.‑изд. л. 6.5. Тираж 100 экз. Заказ 193.

Редакционно‑издательский отдел ИПЦ УрФУ
620049, Екатеринбург, ул. С. Ковалевской, 5
Тел.: 8 (343) 375‑48‑25, 375‑46‑85, 374‑19‑41

E‑mail: rio@urfu.ru

Отпечатано в Издательско‑полиграфическом центре УрФУ

620075, Екатеринбург, ул. Тургенева, 4

Тел.: 8 (343) 350‑56‑64, 350‑90‑13 

E‑mail: press‑urfu@mail.ru

ISBN 978‑5‑7996‑1780‑6
© Уральский федеральный  
      университет, 2016

Химия

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

Основной вид занятий студентов-заочников – самостоятельная работа над

учебным материалом. При подготовке к занятиям и решении контрольной 

работы 
студентам 
рекомендуется 
изучить 
теоретический 
материал 
в 

соответствии с литературным источниками, приведенными в перечне 

литературы в конце пособия. Кратко изложенные теоретические введения в 

каждой главе направлены на повторение изученного теоретического материала 

и помощь студентам при подготовке к выполнению контрольных заданий. 

Каждый раздел содержит примеры решения и оформления заданий, с 

подробными объяснениями наиболее сложных моментов, с которыми студенты 

сталкиваются при выполнении контрольной работы. 

Номер варианта задания контрольной работы* по каждому разделу 

соответствует последним
двум
цифрам
номера
зачетной книжки (или 

студенческого билета).  

                                                                 

* Контрольную работу студенты оформляют в тетради и сдают для регистрации в деканат. На титульном листе 
необходимо указать фамилию, имя, отчество, номер группы, номер варианта, название специальности. При 
оформлении обязательно приводятся условия заданий. В период экзаменационной сессии студенты посещают 
лекции, выполняют лабораторный практикум, сдают зачет или экзамен. К лабораторному практикуму 
допускаются 
студенты, 
сдавшие 
домашнюю 
контрольную 
работу 
(последний 
срок 
сдачи 
–  
1 декабря). 

Вариант 
задания 
№ варианта 
Вариант 
задания 
№ варианта 

1 
01, 31, 61, 91 
16 
16, 46, 76 

2 
02, 32, 62, 92 
17 
17, 47, 77 

3 
03, 33, 63, 93 
18 
18, 48, 78 

4 
04, 34, 64, 94 
19 
19, 49, 79 

5 
05, 35, 65, 95 
20 
20, 50, 80 

6 
06, 36, 66, 96 
21 
21, 51, 81 

7 
07, 37, 67, 97 
22 
22, 52, 82 

8 
08, 38, 68, 98 
23 
23, 53, 83 

9 
09, 39, 69, 99 
24 
24, 54, 84 

10 
10, 40, 70, 00 
25 
25, 55, 85 

11 
11, 41, 71 
26 
26, 56, 86 

В. В. Вайтнер, Е. А. Никоненко

 
 

Вариант 
задания 
№ варианта 
Вариант 
задания 
№ варианта 

12 
12, 42, 72 
27 
27, 57, 87 

13 
13, 43, 73 
28 
28, 58, 88 

14 
14, 44, 74 
29 
29, 59, 89 

15 
15, 45, 75 
30 
30, 60, 90 

Химия

1. СТРОЕНИЕ АТОМА

1.1. СОВРЕМЕННЫЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЯ О СТРОЕНИИ АТОМА

Атом – наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его 

химические свойства. 

Атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно 

заряженных электронов. В состав ядра входят положительно заряженные 

протоны (p) и нейтральные частицы – нейтроны (n). 

 
Атом электронейтрален, а его масса практически равна массе ядра, т. е. 

сумме масс протонов и нейтронов. 

 
Свойства ядра определяются его составом – числом протонов и 

нейтронов. Число протонов в ядре характеризует его заряд и принадлежность 

атома данному химическому элементу. 

Химическим элементом называют совокупность атомов с одинаковым 

зарядом ядра. 

 
Массовое число атома (А) равно количеству протонов Z и нейтронов N, 

входящих в состав ядра: 

A = Z + N. 

 
Массовое число и заряд ядра атомов в единицах элементарного заряда 

обозначают соответственно верхним и нижним индексами слева у символа 

химического элемента, 
Э
A
Z
, например 
23
11Na . Атомы с одинаковым числом 

протонов, но разным количеством нейтронов называют изотопами. Пример: 

40
20Ca  (20p, 20n) и 42
20Ca  (20p, 22n). 

Химические свойства элементов определяются количеством и состоянием 

электронов в атоме. Количество электронов в атоме равно заряду ядра. 

 
Понятие «состояние электрона» означает его энергию и местоположение. 

Cогласно 
квантово-механическому 
подходу 
к 
описанию 
состояния 

микрочастиц, для них невозможно одновременно определить скорость  и 

положение. Квантовая механика заменяет классическое понятие точного 

нахождения микрочастицы, в том числе электрона, понятием статистической 

вероятности нахождения в данной точке пространства. 

В. В. Вайтнер, Е. А. Никоненко

Области пространства, в которых вероятность пребывания электрона 

наиболее высока, называют атомными орбиталями (АО). 

 
Каждой атомной орбитали соответствует определенная энергия. Энергия 

АО – это энергия электрона, находящегося на этой орбитали. Атомные 

орбитали характеризуют набором трех квантовых чисел. 

 

1.2. КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА
 
Главное
квантовое
число (n) характеризует энергию орбитали в 

зависимости от расстояния до ядра. 

Главное квантовое число принимает целочисленные значения: n = 1, 2, 3, 4, 

... Электроны, имеющие одинаковое значение n, составляют энергетический 

уровень. Чем больше n, тем выше энергия орбитали. 

Орбитальное квантовое число (l) характеризует форму орбитали. 

 
Орбитальное квантовое число принимает целочисленные значения l = 0, 

1, 2, 3, ..., (n – 1). Каждый энергетический уровень состоит из подуровней с 

одинаковым значением орбитального квантового числа. 

Подуровни имеют буквенные обозначения. 

 

 

 

Каждому 
подуровню 
соответствует 
определенная 
форма 
атомных 

орбиталей. 

 

 

 

l = 0                      l = 1                                          l = 2 

s-орбиталь  
p-орбиталь  
  
     d-орбиталь 

 
Число подуровней в каждом из первых четырех энергетических уровней и 

их условные обозначения приведены в таблице. 

Орбитальное квантовое число l 
0 
1 
2 
3 

Обозначение подуровня 
s 
p 
d 
f 

Химия

Главное квантовое 
число n 
Орбитальное 
квантовое число l 
Обозначение подуровня 

1 
0 
1s 

2 
0, 1 
2s, 2p 

3 
0, 1, 2 
3s, 3p, 3d 

4 
0, 1, 2, 3 
4s, 4p, 4d, 4f 

 
Количество энергетических подуровней равно номеру энергетического 

уровня. 

Магнитное квантовое число (m) характеризует ориентацию орбитали в 

пространстве. 

 
Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения от  

–l до l, включая ноль, и определяет число орбиталей определенного подуровня. 

Орбитальное квантовое число l 
Магнитное квантовое число ml 

0 
0 (одно значение) 

1 
–1, 0, 1 (три значения) 

2 
–2, –1, 0, 1, 2 (пять значений) 

3 
–3, –2, –1, 0, 1, 2, 3 (семь значений) 

 
В соответствии с числом значений m в s-подуровне (l = 0) имеется одна 

орбиталь, в р-подуровне (l = 1) – три, в d-подуровне – пять, в f-подуровне – 

семь, т. е. число орбиталей в подуровне (с данным значением l) равно (2l + 1).  

Условно атомные орбитали изображают в виде квантовых ячеек: 

для s-подуровня одна квантовая ячейка 

для р-подуровня – три 

для d-подуровня – пять и т. д. 

Три квантовых числа однозначно характеризуют атомную орбиталь. 

Каждый электрон также характеризуется спиновым квантовым числом ms 

(спином), связанным с собственным моментом движения электрона. Оно может 

принимать только два значения: +1/2 и –1/2. Электроны с разными 

(антипараллельными или противоположными) спинами обозначают стрелками, 

направленными в разные стороны: ↑ и ↓. 

В. В. Вайтнер, Е. А. Никоненко

Состояние электрона в атоме полностью характеризуется четырьмя 

квантовыми числами: n, l, ml и mS. 

 
1.3. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ РАСПРЕДЕЛЕНИЯ ЭЛЕКТРОНОВ В АТОМЕ

Заполнение 
энергетических 
уровней 
электронами 
происходит 
в 

соответствии с принципом наименьшей энергии, принципом Паули и правилом 

Гунда. 

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым 

набором всех четырех квантовых чисел. 

 
Из принципа Паули следует, что каждая атомная орбиталь может быть 

занята не более чем двумя электронами с антипараллельными спинами. 

Связь между квантовыми числами, числом атомных орбиталей, 

максимальным числом электронов на подуровнях и энергетических уровнях 

представлена в виде таблицы. 

 

n
l 
ml 
Число 

АО 
Обозначение

АО 

Максимальное число 
электронов 

на энерг. 
подуровне 
на энерг. 
уровне 

1
0
0 
1 
1s 
2 
2 

2

0
0 
1 
2s 
2 
8 

1
–1; 0; +1 
3 
2p 
6 

3

0
0 
1 
3s 
2 

18 
1
–1; 0; +1 
3 
3p 
6 

2
–2; –1; 0; +1; +2 
5 
3d 
10 

4

0
0 
1 
4s 
2 

32 

1
–1; 0; +1 
3 
4p 
6 

2
–2; –1; 0; +1; +2 
5 
4d 
10 

3
–3; –2; –1; 0; +1; +2; +3
7 
4f 
14 

 
Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется 

по формуле Nmax = 2n2. 

Химия

Принцип наименьшей энергии: электроны заполняют атомные орбитали в 

порядке повышения энергии орбиталей. 

Расположение атомных орбиталей в порядке повышения энергии имеет 

вид: 

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ≈ 4f < 6p… 

Последовательность 
заполнения 
атомных 
орбиталей 
электронами 

подчиняется правилу Клечковского. 

Заполнение подуровней электронами происходит в порядке возрастания 

сумм (n + l). Если для двух подуровней сумма (n + l) одинакова, то первым 

заполняется подуровень с меньшим значением n. 

 
Значения сумм главного и орбитального квантовых чисел для ряда 

подуровней приведены в таблице. 

Значения 

квантовых 

чисел 

Обозначение подуровня 

1s 
2s 
2p 
3s 
3p 
3d 
4s 
4p 
4d 
4f 

n 
1 
2 
2 
3 
3 
3 
4 
4 
4 
4 

l 
0 
0 
1 
0 
1 
2 
0 
1 
2 
3 

n+l 
1 
2 
3 
3 
4 
5 
4 
5 
6 
7 

 
 

Порядок заполнения атомных орбиталей данного подуровня электронами 

подчиняется правилу Гунда. 

В пределах определенного подуровня электроны располагаются таким 

образом, чтобы суммарный спин был максимальным. 

 
Иными словами, заполнение атомных орбиталей данного подуровня 

начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как 

одиночные электроны займут все орбитали данного подуровня, орбитали 

заполняются вторыми электронами с противоположными спинами. На схеме 

ниже приведен пример распределения трех и четырех электронов на р
подуровне. 

 

 
р3
р4